曾位東

在高中化學(xué)課程中，離子共存問(wèn)題一直是教學(xué)的重難點(diǎn).有些高中生難以弄清離子共存的問(wèn)題，而近年考試中，離子共存的考題頻繁出現(xiàn).只有弄清楚高中化學(xué)中離子反應(yīng)的規(guī)律和離子共存的條件，才能讓學(xué)生更好地掌握知識(shí).下面結(jié)合自己的教學(xué)實(shí)踐就高中化學(xué)離子共存問(wèn)題進(jìn)行簡(jiǎn)要探討.

一、高中化學(xué)離子共存類(lèi)題型失分的原因

對(duì)高中化學(xué)離子共存問(wèn)題高考題目的分析結(jié)果顯示，離子共存問(wèn)題均屬于中等偏易的題型.這類(lèi)題型區(qū)分度上存在較大的跨度.也就是說(shuō)，這類(lèi)題并不難，但學(xué)生在這類(lèi)題型上得分與失分的差異卻非常大.致使學(xué)生失分的原因是，在學(xué)習(xí)高中化學(xué)知識(shí)時(shí)，學(xué)生沒(méi)有對(duì)離子共存問(wèn)題進(jìn)行系統(tǒng)的整理，無(wú)法合理有序地進(jìn)行知識(shí)記憶，當(dāng)再次使用的時(shí)候，出現(xiàn)知識(shí)混淆、記憶不完整、不全面的情況，對(duì)物質(zhì)之間的反應(yīng)規(guī)律也不太清楚，最終造成錯(cuò)誤.

二、離子共存判斷類(lèi)題目的解題依據(jù)

在化學(xué)教學(xué)中，以離子在同一溶液中是否會(huì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)為依據(jù)來(lái)判斷離子是否可共存.離子在溶液中發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)主要可以分為4個(gè)類(lèi)型，其分別為復(fù)分解反應(yīng)、雙水解反應(yīng)、氧化還原反應(yīng)和絡(luò)合反應(yīng).要做到對(duì)離子共存類(lèi)型題進(jìn)行準(zhǔn)確快速的判斷，就要熟知溶液離子之間產(chǎn)生化學(xué)反應(yīng)的類(lèi)型.

1.發(fā)生復(fù)分解或氧化還原反應(yīng)導(dǎo)致無(wú)法共存.多種離子在同一溶液中發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，或者是氧化還原反應(yīng)而導(dǎo)致離子無(wú)法共存.這種情況可以細(xì)分為以下情況：（1）離子反應(yīng)有氣體產(chǎn)生.大多弱酸性的陰離子在堿性環(huán)境中會(huì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，并生成一定量的氣體小分子，如CO32-、SO32-、S2-、HS-、HSO3- 等.因此，諸如此類(lèi)易揮發(fā)的弱酸的酸根無(wú)法與H+大量共存，因?yàn)樗鼈冎g會(huì)由于發(fā)生化學(xué)反應(yīng)而導(dǎo)致離子消耗，如CO32-+2H+=CO2↑+H2O.（2）離子反應(yīng)有沉淀產(chǎn)生.化學(xué)中大部分的金屬陽(yáng)離子在堿性條件下與一些陰離子相遇時(shí)會(huì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，導(dǎo)致離子消耗的同時(shí)產(chǎn)生沉淀.比如，金屬陽(yáng)離子Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等與CO32-、SO42-無(wú)法大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等與OH- 無(wú)法大量共存；S2-與Cu2+、Pb2+、Fe2+、Hg2+、Ag+等不能共存.例如，溶液中的Ba2+與 SO42-相遇的話(huà)，會(huì)導(dǎo)致離子同比例消耗產(chǎn)生化學(xué)反應(yīng)而生成 BaSO4沉淀，離子反應(yīng)式為Ba2++SO42-=BaSO4↓.因此，高中化學(xué)教材中使用Ba2+檢驗(yàn)溶液中是否含有SO42-.（3）離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì).生成弱電解質(zhì)的原理近似生成沉淀的原理，弱電解質(zhì)的生成過(guò)程也消耗離子但脫離溶液體系，所生成的弱電解質(zhì)無(wú)法共存.比如，OH-、CH3COO-、PO43-、HP042-、F-、ClO-、SiO32-、CN-、C17 H35COO-等不能和H+大量共存；HCO3-、HS-、HPO42-、HSO3- 等弱酸根無(wú)法和OH-大量共存；OH- 與NH4+ 無(wú)法大量共存.例如，CH3COOK和HCl在溶液中都可完全電解成離子狀態(tài)，但完全電解出來(lái)的 CH3COO- 與H+發(fā)生化學(xué)反應(yīng)生成CH3COOH，變成分子狀態(tài)，其反應(yīng)的化學(xué)方程式為H++CH3COO-=CH3COOH.生成的CH3COOH分子屬于弱電解質(zhì).簡(jiǎn)單來(lái)說(shuō)就是，生成的分子沒(méi)法再變?yōu)橥葦?shù)量的離子，所以?xún)烧邿o(wú)法大量共存.

2.發(fā)生水解和絡(luò)合反應(yīng)導(dǎo)致無(wú)法共存.（1）雙水解反應(yīng).在高中化學(xué)中，水解程度較大的陽(yáng)離子和陰離子之間無(wú)法在溶液中大量共存.比如，Al3+和 HCO3-、CO32-、SO32-、S2-、HS- 等不能大量共存.由于Al3+在溶液中會(huì)水解為酸性：Al3++3H2O=Al（OH）3 +3H+，而 CO32-等會(huì)在溶液中水解為堿性：CO32-+3H20=HCO3-+OH-，兩者水解后產(chǎn)生中和反應(yīng)會(huì)進(jìn)一步加劇水解反應(yīng)，從而消耗大量離子而不能共存.但NH4+和HCO3-，NH4+和 CO3-例外，可在同一溶液中大量共存.（2）絡(luò)合反應(yīng).離子能在溶液中發(fā)生化學(xué)反應(yīng)則無(wú)法共存.例如， Fe2+、Fe3+無(wú)法和SCN-大量共存，它們之間會(huì)發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)導(dǎo)致離子消耗.

3.其他條件導(dǎo)致無(wú)法共存.對(duì)離子共存干擾最大的就是環(huán)境的酸堿性.就Fe2+無(wú)法與NO3-共存問(wèn)題來(lái)說(shuō)，它們?cè)趶?qiáng)酸環(huán)境即大量存在H+的環(huán)境中無(wú)法共存，此時(shí)NO3- 會(huì)和H+產(chǎn)生化學(xué)反應(yīng)生成HNO3的同時(shí)，F(xiàn)e2+也被氧化成Fe3+致使溶液變色.MnO4-、Cl-在中性、堿性、弱酸性環(huán)境下都可共存，但在強(qiáng)酸環(huán)境中會(huì)反應(yīng)產(chǎn)生高錳酸，Cl-被氧化成Cl2.

總之，對(duì)弱酸的酸根無(wú)法與H+、OH- 離子大量共存、溶液的酸堿性可能導(dǎo)致離子的氧化還原反應(yīng)等有關(guān)離子共存知識(shí)進(jìn)行分析，能夠幫助學(xué)生更好地理順知識(shí)點(diǎn)，提高學(xué)生的解題能力.此外，教學(xué)中教師還應(yīng)要求學(xué)生在答題過(guò)程中注意審題，挖掘題目中隱含的信息，對(duì)無(wú)用的干擾信息進(jìn)行清晰排除，減少答題失誤.